Termoquímica

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Termoquímica: estudo da quantidade de 
calor liberadas e absorvidas durantes as 
reações químicas. 
Calor de reação é a quantidade de calor 
envolvida em uma reação química; 
Exotérmica libera calor, o calor flui do 
sistema para o ambiente 
Endotérmica recebe calor, o calor flui do 
ambiente para sistema 
 
Entalpia (H) 
ΔΗ = H(final) – H(inicial) 
ΔH > 0 : reação endotérmica 
 
ΔH < 0 : reação exotermica 
 
 
Fatores que influem no valor do ΔH de uma 
reação: 
• Quantidade de reagentes e produtos 
 
Reagente → Produtos ΔH= x 
2 Reagente → 2 Produtos ΔH= 2x 
 
• Influência do estado físico 
H(vapor) > H(liquido) > H(sólido) 
 
• Influência da alotropia (um mesmo 
elemento químico origina mais de uma 
substância) 
As formas alotrópicas mais estáveis são 
aquelas que possuem menor entalpia. 
• Influência da dissolução 
• Influência da pressão (desprezível) 
Calor de formação ou entalpia - ΔH° 
Entalpia para a formação de 1mol de 
determinada substância 
Ex.: calor de formação da água 
 
Calor de formação para o cálculo de ΔH: 
 
Reação de combustão 
 
Combustível: é a substância oxidável 
Comburente:é a substância que intensifica a 
combustão (gás oxigênio) 
Combustão completa: todo combustível é 
consumido para a formação de CO2 (Dióxido 
de Carbono) e a H2O (Água). (Maior liberação 
de calor) 
Combustão incompleta: não existe 
quantidade suficiente de oxigênio; possui 
dois tipos de produto: CO (Monóxido de 
Carbono) ou C (fuligem). (Menor liberação de 
calor) 
 
Entalpia de combustão: variação de entalpia 
observada na combustão de 1 mol de 
combustível 
Poder calorífero é a quantidade de calor que 
esse combustível é capaz de produzir por 
unidade de massa 
 
Lei de Hess 
 Uma equação termoquímica (etapa global) 
pode ser expressa pela soma de duas ou 
mais equações intermediárias. Como 
consequência o ΔH da equação global é igual 
a soma dos ΔH das equações intermediárias. 
 
“A quantidade de calor absorvido ou liberado 
em uma reação química depende somente 
dos estados inicial e final dela, e não dos 
estados intermediários” 
 
Energia de ligação 
• Na quebra de uma ligação, o sistema 
absorve energia. (catabólico) 
• Na formação de uma ligação o sistema 
libera energia (anabólico) 
 
 
Energia interna 
Energia interna é a energia total de um 
sistema e está relacionada com atrações 
intermoleculares e com o movimento. É a 
soma da energia cinética e da energia 
potencial 
 
Primeira Lei da Termodinâmica 
A energia interna de um sistema isolado é 
constante; já em um sistema que permite a 
troca de energia: 
 
ΔE = Q + W 
 
Q: quantidade de calor absorvido ou liberado 
pelo sistema 
W: trabalho realizada pelo ou sobre o sistema 
 
Princípio de Thompsen e Berthelot 
 Será mais espontânea a reação que for mais 
exotérmica, ou seja, que liberar mais calor no 
processo 
Entropia (S) 
As reações químicas espontâneas ocorrem no 
sentido da desordem (distribuição cada vez 
mais uniforme de matéria) 
ΔS < 0: reação não espontânea 
ΔS > 0: reação espontânea 
 
 
Fatores que alteram a entropia: 
• Alteração da temperatura 
Quanto maior a temperatura maior será a 
entropia do sistema 
• Mistura de substâncias 
Quando ocorre a mistura de substâncias há o 
aumento da entropia 
• Alteração do número de moléculas 
Quanto maior o número de espécies químicas 
maior a entropia do sistema 
• Estado físico 
S(gás) > S(líquido) > S(sólido) 
Energia livre de Gibbs 
 Totalidade de energia atrelada a um sistema 
termodinâmico disponível para a realização 
de um trabalho 
ΔG = ΔH – T . ΔS 
 
ΔG < 0: processo espontâneo 
ΔG > 0: processo não espontâneo 
 
 
Termos importantes: 
Sistema: porção limitada do universo, 
cujas propriedades desejam-se ser 
estudadas 
Vizinhança: partes do universo que não 
fazem parte do sistema 
Sistema aberto: há troca de matéria e 
energia com o ambiente 
Sistema fechado: não há troca de matéria, 
mas troca de energia com o ambiente 
Sistema isolado: não há troca de matéria 
nem de energia com o ambiente 
Propriedade extensiva: depende da 
quantidade de matéria da amostra (ex.: 
massa, volume, comprimento, etc) 
Propriedade intensiva: não depende da 
quantidade de amostra (ex.: temperatura 
pressão, densidade, massa molar, etc)